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4.7: Íons: Perdendo e ganhando elétrons


objetivos de aprendizado

  • Defina os dois tipos de íons.

A maioria dos átomos não tem oito elétrons em sua camada de elétrons de valência. Alguns átomos têm apenas alguns elétrons em sua camada externa, enquanto alguns átomos não têm apenas um ou dois elétrons para ter um octeto. Nos casos em que um átomo tem três ou menos elétrons de valência, o átomo pode perder esses elétrons de valência com bastante facilidade até que o que resta seja uma camada inferior que contém um octeto. Como resultado, os átomos que perdem elétrons adquirem uma carga positiva porque são deixados com menos elétrons carregados negativamente para equilibrar as cargas positivas dos prótons no núcleo. Íons carregados positivamente são chamados cátions. A maioria dos metais se transforma em cátions quando formam compostos iônicos.

Cátions

É provável que um átomo de sódio neutro alcance um octeto em sua camada mais externa ao perder seu único elétron de valência.

[ ce {Na rightarrow Na ^ {+} + e ^ {-}} ]

O cátion produzido desta forma, Na+, é chamado de íon sódio para distingui-lo do elemento. A camada mais externa do íon sódio é a segunda camada de elétrons, que contém oito elétrons. A regra do octeto foi satisfeita. A Figura ( PageIndex {1} ) é uma representação gráfica desse processo.

Figura ( PageIndex {1} ): A formação de um íon de sódio. À esquerda, um átomo de sódio tem 11 elétrons. À direita, o íon sódio tem apenas 10 elétrons e carga 1+.

Ânions

Alguns átomos têm quase oito elétrons em sua camada de valência e podem ganhar elétrons de valência adicionais até que tenham um octeto. Quando esses átomos ganham elétrons, eles adquirem uma carga negativa porque agora possuem mais elétrons do que prótons. Íons carregados negativamente são chamados ânions. A maioria dos não-metais torna-se ânions ao produzir compostos iônicos.

Um átomo de cloro neutro tem sete elétrons em sua camada mais externa. Apenas mais um elétron é necessário para atingir um octeto na camada de valência do cloro. (No sal de cozinha, esse elétron vem do átomo de sódio.)

[ ce {e ^ {-} + Cl -> Cl ^ {-}} ]

Nesse caso, o íon tem a mesma camada mais externa do átomo original, mas agora essa camada tem oito elétrons. Mais uma vez, a regra do octeto foi satisfeita. O ânion resultante, Cl, é chamado de íon cloreto; observe a ligeira mudança no sufixo (-ide ao invés de -ine) para criar o nome desse ânion. A Figura ( PageIndex {2} ) é uma representação gráfica desse processo.

Figura ( PageIndex {2} ): A formação de um íon de cloro. À esquerda, o átomo de cloro possui 17 elétrons. À direita, o íon cloreto tem 18 elétrons e carga 1−.

Os nomes dos íons positivos e negativos são pronunciados CAT-eye-ons e ANN-eye-ons, respectivamente.

Em muitos casos, os elementos que pertencem ao mesmo grupo (coluna vertical) na tabela periódica formam íons com a mesma carga porque têm o mesmo número de elétrons de valência. Assim, a tabela periódica se torna uma ferramenta para lembrar as cargas de muitos íons. Por exemplo, todos os íons feitos de metais alcalinos, a primeira coluna da tabela periódica, têm carga 1+. Os íons feitos de metais alcalino-terrosos, o segundo grupo da tabela periódica, têm carga 2+. Do outro lado da tabela periódica, a penúltima coluna, os halogênios, formam íons com carga 1. A Figura ( PageIndex {3} ) mostra como a carga de muitos íons pode ser prevista pela localização de um elemento na tabela periódica. Observe a convenção de primeiro escrever o número e depois o sinal em um íon com várias cargas. O cátion bário é escrito Ba2+, não Ba+2.

Figura ( PageIndex {3} ): Previsão de cargas iônicas. A carga que um átomo adquire quando se torna um íon está relacionada à estrutura da tabela periódica. Dentro de um grupo (família) de elementos, os átomos formam íons com uma determinada carga.

Contribuições e atribuições


4.7: Íons: Perdendo e ganhando elétrons


Esta lição irá apresentar ao aluno os princípios básicos da química. A compreensão dessas informações básicas permitirá que você aprenda os tópicos mais avançados nas palestras do seu curso.

Esta lição enfoca várias áreas relacionadas à química básica. Você deve revisar cada página na ordem em que são construídas umas sobre as outras. Muitos desses tópicos serão revisados. Outros podem ser novos para você. De qualquer forma, você aprenderá os fundamentos da química necessários neste curso.

Os átomos são a unidade básica da química. Eles consistem em 3 coisas menores:

  • Prótons - estes são carregados positivamente (+)
  • Elétrons - estes são carregados negativamente (-)
  • Nêutrons - estes não têm carga

Essas 3 partículas menores são organizadas de uma maneira particular. No centro está o Núcleo, onde você encontra os prótons positivos e os nêutrons neutros.

Em órbita ao redor do núcleo estão os elétrons. Eles são encontrados em uma série de órbitas (dependendo do átomo) com diferentes números de elétrons, conforme mostrado abaixo.

Interação de átomos

São os elétrons em órbita ao redor do núcleo que permitem que um átomo interaja com outros átomos para que possam ser ligados entre si.

Por exemplo, H2O consiste em um átomo de oxigênio ligado a 2 átomos de hidrogênio. A ligação ou interação entre os elétrons dos átomos de hidrogênio e oxigênio é chamada de ligação química. Mais sobre isso mais tarde.

Átomos no corpo humano

O corpo humano é feito de alguns dólares em produtos químicos.

Os 12 átomos mais úteis para você saber estão listados abaixo:

Às vezes, os átomos ganham ou perdem elétrons. O átomo então perde ou ganha uma carga "negativa". Esses átomos são então chamados de íons.

  • Íon positivo - ocorre quando um átomo perde um elétron (carga negativa), ele tem mais prótons do que elétrons.
  • Íon negativo - ocorre quando um átomo ganha um elétron (carga negativa), ele terá mais elétrons do que prótons.

A imagem a seguir mostra Na perdendo um elétron e Cl ganhando um elétron


4.7: Íons: Perdendo e ganhando elétrons

Alguns átomos são mais estáveis ​​quando ganham ou perdem um elétron (ou possivelmente dois) e formam íons. Isso preenche sua camada de elétrons mais externa e os torna mais estáveis ​​energeticamente. Como o número de elétrons não é igual ao número de prótons, cada íon tem uma carga líquida. Cátions são íons positivos que são formados pela perda de elétrons. Os íons negativos são formados pelo ganho de elétrons e são chamados de ânions. Ânions são designados por seu nome elementar sendo alterado para terminar em & # 8220-ide & # 8221: o ânion do cloro é chamado de cloreto, e o ânion do enxofre é chamado de sulfeto, por exemplo.

Este movimento de elétrons de um elemento para outro é conhecido como transferência de elétrons. Como ilustra a Figura 1, o sódio (Na) tem apenas um elétron em sua camada externa de elétrons. É preciso menos energia para o sódio doar aquele elétron do que para aceitar mais sete elétrons para preencher a camada externa. Se o sódio perder um elétron, agora terá 11 prótons, 11 nêutrons e apenas 10 elétrons, o que o deixa com uma carga geral de +1. Agora é conhecido como íon sódio. O cloro (Cl) em seu estado de energia mais baixo (chamado de estado fundamental) tem sete elétrons em sua camada externa. Novamente, é mais eficiente em termos de energia para o cloro ganhar um elétron do que perder sete. Portanto, ele tende a ganhar um elétron para criar um íon com 17 prótons, 17 nêutrons e 18 elétrons, o que lhe dá uma carga líquida negativa (-1). Agora é conhecido como íon cloreto. Neste exemplo, o sódio doará seu único elétron para esvaziar sua camada, e o cloro aceitará esse elétron para preencher sua camada. Ambos os íons agora satisfazem a regra do octeto e possuem camadas externas completas. Como o número de elétrons não é mais igual ao número de prótons, cada um agora é um íon e tem carga +1 (cátion sódio) ou -1 (ânion cloreto). Observe que essas transações normalmente só podem ocorrer simultaneamente: para que um átomo de sódio perca um elétron, ele deve estar na presença de um recipiente adequado, como um átomo de cloro.

Figura 1. Na formação de um composto iônico, os metais perdem elétrons e os não-metais ganham elétrons para atingir um octeto. As ligações iônicas são formadas entre íons com cargas opostas. Por exemplo, íons de sódio carregados positivamente e íons de cloreto carregados negativamente se unem para formar cristais de cloreto de sódio, ou sal de cozinha, criando uma molécula cristalina com carga líquida zero.

Ligações ionicas são formados entre íons com cargas opostas. Por exemplo, íons de sódio carregados positivamente e íons de cloreto carregados negativamente se unem para formar cristais de cloreto de sódio, ou sal de cozinha, criando uma molécula cristalina com carga líquida zero.

Certos sais são referidos na fisiologia como eletrólitos (incluindo sódio, potássio e cálcio), íons necessários para a condução do impulso nervoso, contrações musculares e equilíbrio hídrico. Muitas bebidas esportivas e suplementos dietéticos fornecem esses íons para repor os que são perdidos do corpo pela transpiração durante o exercício.

Análise de vídeo

Este vídeo mostra como os compostos iônicos se formam a partir de ânions e cátions.


2 respostas 2

Você tem algumas perguntas em uma, mas tentará abordar todas elas:

A "identidade de um átomo" é uma definição comum: a identidade é definida pelo número de prótons. Portanto, perder ou ganhar elétrons não mudará sua identidade. No entanto, ganhar e perder elétrons pode mudar e muda as propriedades e o comportamento de um átomo.

Não tenho certeza do que você quer dizer com "instável" ou a que está se referindo quando diz que "um átomo com poucos elétrons se torna instável". Em geral, todos os íons (átomos com mais ou menos elétrons do que prótons) tendem a se tornar mais reativos quimicamente. Isso não é necessariamente o mesmo que instável. Instável também pode significar que pode ser difícil manter certo estado iônico: isto é, alguns íons terão uma forte tendência de ganhar ou perder elétrons até que se tornem um átomo sem carga ou um íon que seja mais estável. Mas, neste contexto, estamos falando sobre a estabilidade da estrutura eletrônica do átomo, não do núcleo. Portanto, não há (na maioria das circunstâncias normais) um problema de ganhar ou perder prótons simplesmente porque o átomo ganhou ou perdeu elétrons.

Com relação à sua última pergunta "Você pode ter muitos elétrons em um átomo?" A resposta é não. Conforme você adiciona elétrons a um átomo, um ponto será alcançado onde aquele átomo não será capaz de aceitar mais elétrons (já que tal processo é energeticamente desfavorável). Isso nos leva de volta à questão da "estabilidade", mas novamente estamos falando sobre a estabilidade do átomo eletrônico estrutura (não seu núcleo). Se um elétron de alguma forma consegue ter energia suficiente para entrar na estrutura eletrônica de um átomo já altamente negativo (íon), esse novo estado iônico mais negativo pode ser instável: mas o que isso significa é que o átomo muito provavelmente, rapidamente solte o elétron adicional e volte a um estado de energia mais estável e favorável.

Finalmente, em relação ao problema discutido em outra postagem para a qual você forneceu um link, ou seja, se íons positivos com não elétrons são considerados átomos, realmente depende do contexto da discussão. Um íon de hidrogênio, H +, também é apenas um próton, mas normalmente em um contexto químico ou bioquímico o consideramos como um átomo de hidrogênio ionizado. Novamente, os íons têm comportamentos diferentes dos de seus átomos sem carga, mas ainda os "identificamos" tipicamente pelo número de prótons em nossas discussões.

P.S. Em relação ao seu comentário sobre a outra resposta: ". Aonde você vai . Encontre Respostas? Então, como você sabe qual é a capacidade fixa dos elétrons para um átomo? Como você sabe que ele não aceita 6 elétrons?"
As perguntas que você está fazendo são em sua maioria Química Básica. Pegue um bom livro de química básica e leia os primeiros capítulos. Lá você aprenderá sobre a estrutura eletrônica dos átomos, orbitais, quantos elétrons cada orbital pode conter, quanta energia é necessária para adicionar ou remover elétrons. Existe também um conceito chamado "eletronegatividade", ao qual você deve prestar atenção. É uma medida de quão fortemente o núcleo de um dado átomo se apega aos elétrons.

Questões de estabilidade e quantos elétrons podem ser adicionados ou removidos sempre se resumem à energia. Se um átomo for altamente eletronegativo (tem um controle muito forte sobre seus elétrons), pode ser necessária muita energia para remover um elétron e formar um íon positivo. E cada elétron removido poderia aumentar a eletronegatividade do átomo de modo que a remoção do próximo elétron consuma ainda mais energia. Isso é especialmente verdadeiro para uma configuração de camada de elétron "completa" (mais uma vez aprenda sobre isso em um livro de química básica: orbitais completos ou camadas de elétrons são energeticamente estáveis ​​e, portanto, é necessária muita energia para adicionar ou remover um elétron). A quantidade de energia necessária acabará (em termos práticos) limitando o número de elétrons que podem ser adicionados ou removidos.

Além de um bom livro de química básica, aqui está um lugar onde você pode obter alguns conceitos básicos sem muitos detalhes:

Após o acima, se você quiser mais detalhes, pegue um bom livro ou experimente estes:


Cloreto de íon é um ânion cloro que forma a parte carregada negativamente de certos sais, incluindo sais de cloreto de sódio e hidrogênio, e é um eletrólito essencial localizado em todos os fluidos corporais responsável por manter o equilíbrio ácido / base, transmitir impulsos nervosos e regular o fluido dentro e fora das células.

(eu) Átomo de cloro tem 7 elétrons em sua camada M, enquanto Íon cloreto tem 8 elétrons no mesma concha. (ii) Átomo de cloro é neutro enquanto íon cloreto tem carga negativa. (iii) Átomo de cloro é altamente reativo enquanto seu íon é inerte. 4) Cloro gás é venenoso enquanto íon cloreto não é venenoso.


A transferência completa de um ou mais elétrons para uma entidade molecular (também chamada de 'eletronação') e, mais geralmente, o inverso dos processos descritos em oxidação (2) e (3).

  1. A remoção líquida completa de um ou mais elétrons de uma entidade molecular (também chamada de 'deseletronação').
  2. Um aumento no número de oxidação de qualquer átomo em qualquer substrato.
  3. Ganho de oxigênio e / ou perda de hidrogênio de um substrato orgânico.

Como você pode ver, o reverso de (3) é sua primeira afirmação com uma adição significativa: substrato orgânico.

Para entender isso, basta olhar para as eletronegatividades. Com uma eletronegatividade de 2,20 (Pauling) para o hidrogênio, ele é menos eletronegativo do que a maioria dos outros não-metais ou, em geral, elementos dos quais os substratos orgânicos são feitos. [1] Se você seguir o esquema de eletronegatividade de atribuição de estados de oxidação, a adição de um átomo de hidrogênio (um próton e um elétron) resulta em uma diminuição do número de oxidação do elemento ao qual o átomo de hidrogênio foi adicionado. [2]

Por outro lado, adicionar oxigênio aumentaria o número de oxidação do elemento (exceto flúor) ao qual foi adicionado, uma vez que sua eletronegatividade é a segunda maior, ou seja, 3,44 (Pauling). [3]

Por exemplo, adicionando dihidrogênio ao eteno, os carbonos são reduzidos, enquanto o hidrogênio é oxidado. $ ce < overset < color<-2>>_2 overset <+1>_4 + overset <0>_2 - & gt overset < color<-3>>_2 overset <+1>_6> $ Adicionando dioxigênio ao etano para formar etano-1,2-diol, os carbonos são oxidados, enquanto o oxigênio é reduzido. $ ce < overset < color<-3>>_2 overset <+1>_6 + overset <0>_2 - & gt overset < color<-1>>_2 overset <+1>_6 overset <-2>_2> $ Você pode ir tão longe quanto olhar para a adição de água ao etano para formar etanol. Um carbono será oxidado e outro será reduzido. $ ce < overset < color<-2>>_2 overset <+1>_4 + overset <+1>_2 overset <-2> - & gt ( overset <+1> overset <-2>) H2 overset < color<-1>>- overset < color<-3>> overset <+1>_3>$

Apenas tenha em mente que sua primeira afirmação só é verdadeira quando o hidrogênio é adicionado a mais elementos eletronegativos. A reversão ocorre ao adicioná-lo a um elemento menos eletronegativo, como um metal.
Um segundo ponto a ter em mente é que os estados de oxidação são apenas ferramentas de contabilidade. O mundo da ligação não é estritamente iônico ou covalente, frequentemente está em algum lugar entre os dois. Portanto, os elétrons quase nunca são completamente transferidos e a distribuição de carga real pode ser bem diferente.


CH103: Química da Saúde Aliada

4.1 Introdução à regra do octeto

4.2 Íons e a Tabela Periódica

Cátions comuns

Ânions comuns

Íons de metais de transição

4.3 Ligação Iônica

4.4 Pratique a redação de fórmulas iônicas corretas

4.5 Nomeando Íons e Compostos Iônicos

4.6 Íons Poliatômicos

4.7 Nomeando Íons Poliatômicos

4.8 Propriedades e tipos de compostos iônicos

4.9 Ácidos e bases de Arrhenius

4.10 Íons, neurônios e potenciais de ação

4.11 Resumo do Capítulo

4.12 Referências

4.1 Introdução à regra do octeto

Até agora, estivemos discutindo apenas as formas elementares de átomos com carga neutra. Isso ocorre porque o número de elétrons (carga negativa) é igual ao número de prótons (carga positiva). A carga geral do átomo é zero, porque a magnitude da carga negativa é igual à magnitude da carga positiva. Essa proporção de cargas um para um não é, entretanto, o estado mais comum para muitos elementos. Desvios desta proporção resultam em partículas carregadas chamadas íons.

Em toda a natureza, as coisas que têm alta energia tendem a se mover para estados de energia mais baixa. Configurações de energia mais baixa são mais estáveis, então as coisas são naturalmente atraídas para elas. Para os átomos, esses estados de energia mais baixa são representados pelos elementos de gás nobre. Esses elementos têm configurações eletrônicas caracterizadas por configurações de elétrons de valência. Isso os torna estáveis ​​e não reativos. Eles já estão em um estado de baixa energia, então tendem a permanecer como estão.

Os elementos dos outros grupos possuem configurações de elétrons de valência que não são cheios, portanto são instáveis ​​quando comparados aos gases nobres. Essa instabilidade os leva a estados de baixa energia representados pelos gases nobres que estão próximos na tabela periódica. Nesses estados de energia mais baixa, o nível de energia mais externo tem oito elétrons (um “octeto”). A tendência de um átomo em direção a uma configuração na qual possui oito elétrons de valência é chamada de "Regra do octeto.

Existem duas maneiras de um átomo que não possui um octeto de elétrons de valência obter um octeto em sua camada externa. Uma maneira é a transferência de elétrons entre dois átomos até que ambos tenham octetos. Como alguns átomos perderão elétrons e outros ganharão elétrons, não há mudança geral no número de elétrons, mas com a transferência de elétrons os átomos individuais adquirem uma carga elétrica diferente de zero. Aqueles que perdem elétrons tornam-se carregados positivamente e aqueles que ganham elétrons tornam-se carregados negativamente. Lembre-se de que os átomos com cargas positivas ou negativas são chamados íons. Se um átomo ganhou um ou mais elétrons, ele é carregado negativamente e é chamado de ânion. Se um átomo perdeu um ou mais elétrons, ele é carregado positivamente e é chamado de cátion. Porque cargas opostas se atraem (enquanto cargas semelhantes se repelem), esses íons com cargas opostas se atraem, formando ligações ionicas. Os compostos resultantes são chamados compostos iónicos.

A segunda maneira de um átomo obter um octeto de elétrons é compartilhando elétrons com outro átomo. Esses elétrons compartilhados ocupam simultaneamente a camada mais externa de ambos os átomos. A ligação feita pelo compartilhamento de elétrons é chamada de ligação covalente. A ligação covalente e os compostos covalentes serão discutidos no Capítulo 4 & # 8220 Ligação covalente e compostos moleculares simples ”.

Símbolos de elétron-ponto

Para cada elemento da tabela periódica, é possível prever o número de elétrons da camada de valência que eles conterão. Ao olhar para a tabela periódica, ela se divide em elementos do grupo principal e elementos de transição. Os elementos do grupo principal são numerados de IA a VIIIA, e seu número de elétrons da camada de valância corresponde ao número do grupo (Fig 4.1). Por exemplo, todos os elementos da família dos halogênios pertencem ao grupo VIIA e, correspondentemente, têm 7 elétrons em sua camada de valência. Para todos os elementos de transição e os elementos de transição internos, eles têm um total de 2 elétrons em sua camada de valência.

Figura 4.1 Tabela Periódica dos Elementos. Grupo principal, transição e elementos de transição interna são indicados.

Embora seja inteiramente possível definir o número de elétrons de valência em um átomo por meio de números, às vezes é útil ter uma representação gráfica. A notação gráfica usada para elétrons de valência é chamada de Símbolo de elétron-ponto. Para desenhar um símbolo de ponto de elétron, comece com a abreviatura do elemento de interesse como o centro, significando o núcleo do átomo. A partir daí, identifique o número de elétrons de valência que o átomo possui de acordo com sua posição na tabela periódica e, em seguida, adicione um único ponto para cada elétron de valência ao redor do elemento (Fig. 4.2). Os alunos geralmente desejam colocar esses pontos de elétrons ao redor do elemento aleatoriamente, mas é útil usar as quatro direções cardeais como um guia. Primeiro coloque elétrons únicos ao redor do átomo em cada uma das quatro posições cardeais até que você fique sem elétrons. Para elementos com mais de quatro elétrons de valência, você começará a emparelhá-los nas quatro direções cardeais. Observe que os gases nobres têm octetos completos e terão um total de 8 elétrons em sua camada de valência (Fig. 4.2).

Figura 4.2 Símbolos de pontos de elétrons. Os símbolos de pontos de elétrons são mostrados para carbono a néon na tabela periódica. Observe que um único elétron será colocado em cada uma das quatro direções cardeais antes que os elétrons sejam emparelhados com outro elétron.

No geral, a tabela periódica pode ser usada como um guia para determinar o número de elétrons de valência para cada elemento (Fig. 4.3).

Figura 4.3 Tabela periódica com símbolos de pontos de elétrons. Os símbolos de pontos de elétrons são desenhados acima de cada família ou grupo de elementos na tabela periódica, onde X indica qualquer elemento dentro dessa família ou grupo.

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4.2 Íons e a Tabela Periódica

Os elementos do lado direito da tabela periódica, não metais, ganham os elétrons necessários para alcançar a configuração de elétrons estável do gás nobre mais próximo. Os elementos do lado esquerdo da tabela periódica, metais, perdem os elétrons necessários para atingir a configuração eletrônica do gás nobre mais próximo. Os elementos de transição podem variar em como eles se movem em direção a configurações de energia mais baixa.

Cátions comuns

Os elementos do grupo IA formam íons com carga +1. Eles perdem um elétron com a ionização, movendo-se para a configuração eletrônica do gás nobre anterior. Por exemplo, conforme mostrado na Figura 4.4, quando um átomo de sódio (Na) é ionizado, ele perde um de seus 11 elétrons, tornando-se um íon sódio (Na +) com a configuração eletrônica que se parece com o gás nobre anterior, o neon. O íon sódio tem um elétron a menos do que prótons, por isso tem uma única carga positiva e é chamado de cátion.

Figura 4.4 A formação de um íon de sódio. O sódio tende a perder seu elétron da camada de valência na terceira camada durante a formação da ligação iônica. É deixado com um octeto completo na segunda camada e agora tem a configuração eletrônica de néon. Observe que ele ainda tem o mesmo número de prótons (11) que o átomo de sódio original e mantém a identidade do sódio. No entanto, agora existem apenas 10 elétrons dentro da nuvem de elétrons, resultando em uma carga líquida positiva (+1).

Ao perder esse elétron, o íon sódio passa a ter um octeto de elétrons do segundo nível de energia principal. A configuração eletrônica do íon sódio é agora a mesma do gás nobre neon. O termo isoeletrônico refere-se a um átomo e um íon de um átomo diferente (ou dois íons diferentes) que têm a mesma configuração eletrônica. O íon sódio é isoeletrônico com o átomo de néon.

No geral, os elementos do Grupo IA perderão um elétron para atingir o estado de elétron do gás nobre que os precede na tabela periódica. Observe que o núcleo do átomo permanece inalterado e, portanto, a identidade do íon também permanece inalterada. Um íon sódio tem a mesma configuração eletrônica do néon, mas não a mesma configuração próton / nêutron. Assim, ele retém sua identidade como o elemento, o sódio, mesmo quando sofreu a perda de um elétron. Da mesma forma, os elementos do Grupo IIA perdem dois elétrons de valência para formar íons com carga +2 e os elementos do Grupo IIIA perdem três elétrons para formar íons com carga +3. Isso lhes dá a configuração eletrônica do gás nobre que vem antes deles na tabela periódica.

Embora o hidrogênio esteja na primeira coluna, ele não é considerado um metal alcalino e, portanto, não se enquadra na mesma classificação que os elementos abaixo dele na tabela periódica. Isso ocorre porque o hidrogênio é muito pequeno e só pode abrigar um total de 2 elétrons para ser preenchido. É uma exceção à regra do octeto. Assim, em vez de seguir a regra do octeto, ele atinge maior estabilidade ao ganhar um “dueto” de elétrons por meio da ligação com outros átomos. Assim, o hidrogênio pode formar ligações covalentes e iônicas, dependendo do elemento com o qual está interagindo. Quando participa de ligações iônicas, na maioria das vezes perde seu elétron formando um cátion +1. Observe que o hidrogênio tem apenas um elétron para começar, então, quando ele perde um elétron no estado ionizado, há apenas um único próton restante no núcleo do átomo. Assim, quando o hidrogênio é ionizado para H +, é frequentemente referido como um próton. Também pode ser ionizado, formando um ânion -1. Neste caso, o ânion H & # 8211 é nomeado usando a convenção padrão formando o íon hidreto. Durante a ionização do hidrogênio, o estado H + é mais comum do que o estado H & # 8211. Além disso, o íon H + é muito importante na química dos ácidos. Ácidos são definidos como compostos que doam íons H + em soluções aquosas.

Os cátions são nomeados de forma muito simples, seguindo o nome do elemento com a palavra & # 8216ion & # 8217. Assim, um átomo de sódio que perdeu elétrons, é agora referido como um íon sódio.

Ânions comuns

Os elementos do outro lado da tabela periódica, os não metais, tendem a ganhar elétrons para alcançar as configurações eletrônicas estáveis ​​dos gases nobres que vêm depois deles na tabela periódica.

Os elementos do grupo VIIA ganham um elétron quando ionizados, obtendo uma carga -1. Por exemplo, conforme mostrado na Figura 4.5, o cloro (Cl), quando ionizado, ganha um elétron para atingir a configuração eletrônica do gás nobre que o segue na tabela periódica, o argônio. Isso lhe dá uma única carga negativa e agora é um íon cloreto (Cl & # 8211) observe a ligeira mudança no sufixo (-ide em vez de -ine) para criar o nome desse ânion.

Fig 4.5 A formação de um íon de cloreto. À esquerda, um átomo de cloro possui 17 elétrons. À direita, o íon cloreto ganhou um elétron extra para um total de 18 elétrons e uma carga 1. Observe que o íon cloreto agora preencheu sua camada externa e contém oito elétrons, satisfazendo a regra do octeto.

Os elementos do grupo VIA ganham dois elétrons na ionização, obtendo -2 cargas e atingindo as configurações eletrônicas dos gases nobres que os seguem na tabela periódica. Já os elementos do Grupo VA ganham três elétrons, obtendo -3 cargas e atingindo também as configurações eletrônicas dos gases nobres que seguem na tabela periódica.

É importante não interpretar mal o conceito de ser isoeletrônico. Um íon de sódio é muito diferente de um átomo de néon porque os núcleos dos dois contêm números diferentes de prótons. Um é um íon essencial que faz parte do sal de cozinha, enquanto o outro é um gás não reativo que é uma parte muito pequena da atmosfera. Da mesma forma, os íons de sódio são muito diferentes dos íons de magnésio, íons de fluoreto e todos os outros membros da série isoeletrônica neon (N 3 -, O 2 -, F -, Ne, Na +, Mg 2 +, Al 3 +)

Figura 4.6: Os átomos isoelétricos têm propriedades diferentes. Gás neon (A) e cristais de cloreto de sódio (B). Os átomos de néon e os íons de sódio são isoeletrônicos. Neon é um gás incolor e não reativo que brilha em uma cor laranja avermelhada distinta em um tubo de descarga de gás. Os íons de sódio são comumente encontrados em cristais de sal, como cloreto de sódio, sal de mesa comum.

Íons de transição e metais de transição interna

Os metais de transição e de transição interna são um grupo de elementos interessante e desafiador. Eles têm padrões desconcertantes de distribuição de elétrons que nem sempre seguem as regras de preenchimento de elétrons. Prever como eles formarão íons também nem sempre é óbvio. Portanto, você deve consultar a tabela periódica de íons comuns para determinar os estados iônicos de transição e os elementos de transição interna (Figura 4.7).

Figura 4.7 Estados Iônicos Comuns dos Elementos. Para elementos que possuem mais de um estado iônico comum, ambos os estados são listados. Observe que quando o mercúrio carrega uma carga +1, ele forma um estado iônico poliatômico incomum, Hg2 2+ onde dois átomos de Hg compartilham elétrons e, em seguida, cada um também tem um estado de carga +1 (consulte a seção XX para obter mais detalhes sobre íons poliatômicos e Hg2 2+). Para obter a versão em PDF para impressão desta tabela (com os íons poliatômicos comuns), clique no link abaixo:

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4.3 Ligação Iônica

A maioria das rochas e minerais que constituem a crosta terrestre é composta de íons positivos e negativos mantidos juntos por ligações iônicas. Um composto iônico é um composto eletricamente neutro que consiste em íons positivos e negativos. Você está muito familiarizado com alguns compostos iônicos, como o cloreto de sódio (NaCl). Um cristal de cloreto de sódio consiste em números iguais de íons de sódio positivos (Na +) e íons de cloreto negativos (Cl -).

Ânions e cátions têm cargas opostas. Por causa disso, eles são atraídos um pelo outro. Quando um ânion e um cátion são atraídos juntos devido a essa atração eletrostática, eles podem formar um ligação iônica. Esse tipo de vínculo é o resultado de cargas opostas que se atraem e é diferente de outros tipos de vínculo. Dois ou mais íons ligados por atração eletrostática fazem um composto iônico. Os compostos iônicos mais simples são compostos iônicos binários ou aqueles que contêm apenas dois átomos, um atuando como o cátion e outro atuando como o ânion. Assim, vamos nos concentrar na formação de compostos iônicos binários primeiro.

O cloreto de sódio, ou sal de cozinha, é um composto iônico. Vamos dar uma olhada em como ele é formado. Durante a formação do cloreto de sódio, o elétron liberado pelo sódio é levado pelo cloro, formando o íon cloreto. O íon cloreto tem um elétron em excesso, dando a ele uma carga -1. O resultado dessa transferência de elétrons é que o cátion sódio e o ânion cloreto tornam-se ligados por atração eletrostática, formando cloreto de sódio, um composto iônico. Observe que os elétrons não podem ser simplesmente & # 8220 perdidos & # 8221 para lugar nenhum em particular, eles sempre acabam indo para outro átomo ou molécula. As reações iônicas podem ser representadas por diagramas de pontos de elétrons, como mostrado abaixo para cloreto de sódio.

A ligação iônica é a atração do íon Na + pelo íon Cl -. É convencional mostrar o cátion sem pontos ao redor do símbolo para enfatizar que o nível de energia original que continha o elétron de valência agora está vazio. O ânion agora é mostrado com um octeto completo de elétrons. A fórmula final para cloreto de sódio é NaCl. Observe que ambos os íons são representados, mas suas cargas não são mostradas. Isso ocorre porque dentro dos compostos iônicos a carga geral do composto é zero, ou seja, os estados de carga do (s) cátion (s) e do (s) ânion (s) envolvidos na ligação precisam ser emparelhados de forma que o número de cargas positivas seja igual o número de cargas negativas. Para o cloreto de sódio, esta é uma tarefa fácil, pois um íon cloreto tem carga -1 e um íon sódio tem carga positiva +1, cancelando um ao outro para zero. Observe também que nas fórmulas químicas o cátion sempre vem primeiro e o ânion é sempre colocado em segundo lugar na fórmula.

Para um composto como o cloreto de magnésio, não é tão simples. Como o magnésio tem dois elétrons de valência, ele precisa perder os dois para obter a configuração de gás nobre. Portanto, serão necessários dois átomos de cloro.

A fórmula final para cloreto de magnésio é MgCl2. Observe que o subscrito (2) próximo ao íon cloreto indica que há dois íons cloreto emparelhados com cada cátion magnésio. Quando há apenas um íon presente em uma fórmula (ou seja, o íon de magnésio, neste caso), o subscrito de um está implícito em vez de mostrado na fórmula. Como no caso do NaCl, não há cargas mostradas na fórmula final do MgCl2. Isso ocorre porque a carga positiva do íon magnésio (+2) é balanceada pela carga negativa dos dois íons cloreto [2 X (-1) = -2], dando à molécula total uma carga líquida de zero.

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4.4 Pratique a Escrita de Fórmulas Iônicas Corretas

Para prever e escrever fórmulas químicas corretas, as principais etapas fundamentais necessárias são (1) conhecer os estados de carga dos íons e (2) usar matemática básica para ajudá-lo a determinar quantos cátions e ânions são necessários para atingir uma carga zero estado, (3) escrevendo as fórmulas químicas com o cátion primeiro seguido pelo ânion, e (4) escrevendo a fórmula com a proporção mais baixa de cátions e ânions para criar um composto neutro líquido.

No geral, a ligação iônica ocorre entre um cátion (doador de elétrons) e um ânion (aceitador de elétrons) para formar um composto que tem uma carga líquida neutra geral. É importante notar que as ligações iônicas geralmente ocorrem entre um metal e um não-metal. Isso o ajudará a reconhecer os compostos iônicos mais facilmente, uma vez que aprendermos sobre a ligação covalente (que ocorre mais comumente entre dois não metais ou entre um não metal e um semimetal (metalóide).

Então, digamos que queremos escrever a fórmula química correta para uma molécula que contém Fe 3+ como o cátion e Cl & # 8211 como o ânion. Qual é a fórmula iônica correta?

Para começar este tipo de problema, recomendo desenhar uma caixa de carga ou uma tabela de carga para ajudá-lo a controlar o número de íons usados, as cargas desses íons e as cargas gerais positivas e negativas na molécula. Desenhar os símbolos dos pontos do elétron também pode ser útil. Aqui está um exemplo de uma caixa de carga genérica

Vamos experimentar com nosso exemplo de Fe 3+ e Cl & # 8211. Primeiro, vamos preencher o que sabemos sobre cada elemento e seu estado iônico:

Portanto, agora temos nossa caixa de cobrança configurada com nossas informações conhecidas. Agora precisamos descobrir quantos átomos do cátion e do ânion são necessários para cancelar a carga geral positiva e negativa na molécula resultante. Para fazer isso, muitas vezes é útil usar a estratégia de multiplicação cruzada, onde você tenta usar o número de carga para os cátions, como o número de átomos do ânion necessário, e o número de carga do ânion como o número de átomos do catião necessário. Multiplique cada uma das cargas de íons pelo número de átomos para calcular as cargas de íons totais do (s) cátion (s) e ânion (s) presentes e, em seguida, some esses números para encontrar a carga total no composto. Isso geralmente o levará à fórmula iônica estável que tem uma carga neutra líquida de zero.

A coluna # de átomos torna-se então os subscritos que você precisa usar para construir a fórmula iônica correta. Neste caso, 1 átomo de ferro (Fe) com 3 átomos de cloro (Cl) para uma fórmula de FeCl3.

O exemplo anterior é bastante direto, e você pode ter sido capaz de construir a fórmula em sua cabeça. No entanto, à medida que a complexidade da formulação de fórmulas aumenta, é bom ser capaz de usar o método da caixa de carga para verificar novamente o seu trabalho. Por exemplo, qual seria a fórmula iônica correta para o sulfeto de alumínio? Primeiro, identifique os dois átomos envolvidos (Alumínio e Enxofre) e comece a construir sua caixa de carga com o que você sabe da tabela periódica. Na tabela periódica da Figura 4.7, você pode ver que o alumínio forma um cátion com carga +3, enquanto o enxofre forma um ânion com um estado de carga -2.

Para a etapa 1: adicione a carga correta para o cátion e ânion em questão, neste caso +3 para Al e -2 para S. Para a etapa 2: use a regra de multiplicação cruzada para prever quantos átomos serão necessários de cada tipo e multiplicar pela carga total de íons para o cátion e o ânion. Para a Etapa 3: some os produtos para ter certeza de que seu composto é estável e que a carga líquida da fórmula é zero. Etapa 4: use o valor # Atoms para criar os subscritos para sua fórmula química. Em nosso exemplo, exigimos 2 átomos de Al e 3 átomos de S. Isso seria escrito como Al2S3 como o produto final.

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4.5 Nomeando Íons e Compostos Iônicos

Alguns compostos têm nomes comuns, como agua para H2O. No entanto, existem milhares de outros compostos que são incomuns ou têm vários nomes. Além disso, o nome comum geralmente não é reconhecido internacionalmente. O que parece agua para você pode parecer agua ou vatten para outra pessoa. Para permitir que os químicos se comuniquem sem confusão, existem convenções de nomenclatura para determinar o nome sistemático de um produto químico. Para o sistema de nomenclatura de química neste texto, usaremos principalmente o sistema de nomenclatura União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC). Observe que também existe um sistema de nomenclatura mais antigo e arcaico (-ous e -ic), além do sistema IUPAC. Em alguns casos, o sistema de nomenclatura mais antigo ainda é muito usado. Esses desvios do sistema IUPAC serão observados ao longo do texto, pois você provavelmente ainda verá essa nomenclatura mais antiga ainda em uso em laboratórios químicos e no campo das ciências da saúde.

A convenção para nomear cátions é muito fácil. É simplesmente pegar o nome do elemento e adicionar o termo & # 8216ion & # 8217 ao final dele. Portanto, se estivermos nos referindo a um átomo de sódio que perdeu um elétron (Na +), usaríamos o termo íon sódio.Isso indica que o sódio está no estado de carga +1, em vez da forma elementar de sódio (que tem um número igual de prótons e elétrons e tem carga neutra). Usar o sistema de nomenclatura de íons ao se referir a íons, em vez dos nomes elementares dos átomos, é importante, pois a reatividade do íon versus a forma elementar de uma substância pode ser bem diferente. Por exemplo, se você adicionar o íon sódio ao seu copo de água potável na forma de NaCl (ou sal de cozinha), terá uma boa bebida salgada em suas mãos. Por outro lado, se você adicionar a forma elementar de sódio ao seu copo de água potável, ele explodirá na sua cara, pois a forma elementar de sódio é muito reativa com a água!

Para cátions que têm mais de um estado de carga, o nome do átomo é seguido por um numeral romano e, em seguida, pelo termo íon, para distinguir os diferentes estados iônicos. Por exemplo, o ferro tem duas formas iônicas predominantes, Fe 2+ e Fe 3+. Assim, ao nomear esses dois íons, nos referiríamos ao primeiro como íon ferro (II) e ao segundo como íon ferro (III). Dessa forma, não há confusão sobre qual íon está sendo referido ao discutir um composto.

Nomear ânions é um pouco mais complicado. A finalização do elemento é normalmente eliminada e substituída pela finalização & # 8216ide & # 8217 seguida pelo termo íon. Por exemplo, Cl & # 8211 é referido como íon cloreto, em vez de íon cloro. Neste caso, a terminação & # 8216-ine & # 8217 do cloro é descartada e substituída pela terminação & # 8216ide & # 8217. Para o sufur, a terminação & # 8216-ur & # 8217 é eliminada e substituída por & # 8216ide & # 8217 para formar o íon sulfeto. Da mesma forma, o fósforo é convertido no íon fosforeto, o nitrogênio no íon nitreto e o oxigênio no íon óxido. A finalização & # 8216-ide & # 8217 é útil porque ajuda o ouvinte a distinguir muito rapidamente entre os diferentes tipos de íons sendo discutidos (o cátion que retém o nome do elemento vs. o ânion que muda o nome do elemental para o & # 8216- ide & # 8217 final).

Ao nomear compostos iônicos, o termo íon é eliminado e os nomes do cátion e do ânion são colocados juntos, com o cátion sempre listado primeiro e o ânion listado por último. Se os elementos envolvidos na ligação iônica tiverem apenas um estado iônico possível, nenhum algarismo romano será necessário no nome. Por exemplo, quando o Na + e o Cl & # 8211 se juntam para formar NaCl, o composto resultante é chamado de cloreto de sódio. Da mesma forma, se Mg 2+ e Cl & # 8211 se juntam para formar MgCl2, o composto resultante é denominado cloreto de magnésio. No entanto, se os elementos envolvidos na ligação iônica tiverem mais de um estado iônico possível, o sistema de numeração romana é usado para esclarecer qual íon está participando da ligação. Por exemplo, se Fe 3+ e Cl & # 8211 se juntam para formar FeCl3, precisaremos distingui-lo de Fe 2+ vindo junto com Cl & # 8211 para formar FeCl2 no nome para que todos entendam qual íon de ferro está sendo referido na reação. Neste caso, o primeiro composto será denominado cloreto de ferro (III) e o segundo composto é cloreto de ferro (II).

A principal característica sobre a nomenclatura de compostos iônicos é que você deve ser capaz de desenhar a estrutura a partir do nome e criar o nome a partir da estrutura. Vamos praticar um pouco!

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4.6 Íons Poliatômicos

Até agora, vimos compostos envolvendo íons monoatômicos, ou íons que ocorrem com um único átomo. No entanto, muitos íons comumente encontrados são compostos de vários átomos que estão ligados uns aos outros por meio do compartilhamento de elétrons, ou covalentemente. Esses íons se comportam como uma única unidade, carregando uma carga e interagindo com outros íons e compostos exatamente como os íons monoatômicos discutidos acima. Como esses íons são feitos de vários átomos, eles são chamados íons poliatômicos. É mais comum que íons poliatômicos tenham carga negativa do que carga positiva. Abaixo está um gráfico que mostra alguns íons poliatômicos comumente encontrados.

Tabela 4.1 Íons Poliatômicos Comuns

Os íons poliatômicos podem ser considerados de maneira muito semelhante aos íons monoatômicos, no sentido de que são ionizados ganhando ou perdendo elétrons, de modo que carregam uma carga. Se eles ganham elétrons, eles se tornam um ânion e carregam uma carga negativa, e se eles perdem elétrons, eles se tornam um cátion e carregam uma carga positiva. A carga de um íon poliatômico é representada como um supercrito colocado na borda superior direita do íon. Por exemplo, para o íon fosfato, a fórmula química é PO4 3-. Isso indica que a carga -3 geral é distribuída para todo o PO4 molécula, e que quando está envolvida na formação de um composto iônico, todo o PO4 3- íons se movem e são tratados como uma única unidade. Vamos tentar fazer alguns compostos usando o fosfato como exemplo. Primeiro vamos construir uma molécula de fosfato de sódio. Observe que, quando você é solicitado a construir moléculas a partir de seus nomes, muitas vezes você pode reconhecer quando tem um íon poliatômico devido ao nome. Lembre-se de que os ânions monoatômicos terminam com o sufixo & # 8216-ide & # 8217. Assim, quando você vir uma terminação de sufixo diferente, como & # 8216-ate & # 8217 ou & # 8216-ite & # 8217, isso deve indicar que você está lidando com um íon poliatômico e deve consultar a tabela acima para ajudá-lo discernir a fórmula de íons correta a ser usada. Para o exemplo do fosfato de sódio, podemos construir essa molécula usando o mesmo diagrama de caixa de carga que usamos acima para construir as estruturas biatômicas mais simples acima. Primeiro, precisamos colocar os íons e seus estados de carga na tabela. Nesse caso, sabemos que o sódio é um cátion com carga +1 e o íon fosfato é um ânion com carga -3.

Observe que, em nossa tabela, estamos tratando o íon poliatômico como uma unidade única. Podemos então continuar a usar nossa estratégia de multiplicação cruzada para determinar quantos cátions e ânions são necessários para criar uma molécula geral com carga neutra.

Assim, precisaremos de 3 átomos de sódio e uma molécula de fosfato para completar nossa estrutura. No geral, a fórmula química do fosfato de sódio é escrita como Na3PO4. Observe que a nomenclatura da molécula resultante é feita exatamente da mesma maneira que com outros compostos iônicos. O nome do cátion vem primeiro (usando algarismos romanos quando necessário) seguido pelo nome do ânion (neste caso, fosfato).

Que tal um exemplo mais complicado? Como faríamos uma molécula de fosfato de magnésio? Comece a construir sua molécula usando o diagrama da caixa de carga, observando desta vez que o magnésio se forma e o íon Mg 2+.

Configurar a caixa de carga para este composto não é mais difícil do que qualquer outro composto. No entanto, deve-se ter cuidado ao escrever compostos que requerem mais de um íon poliatômico dentro da fórmula química. Neste caso, precisamos de 2 íons de fosfato para combinar com 3 íons de magnésio para formar o fosfato de magnésio. O cátion, neste caso, é escrito da mesma forma, no entanto, os parênteses são necessários ao expressar os 2 íons de fosfato, da seguinte forma:

Mg3(PO4)2

Os parênteses ao redor do íon fosfato garantem que está claro que você precisa de dois PO inteiros4 3- íons dentro deste complexo. Um diagrama estrutural de como essa molécula se pareceria é mostrado abaixo. Observe que cada linha reta está sendo usada aqui para indicar uma ligação covalente dentro do íon fosfato. Cada linha reta representa dois elétrons (ou um par de elétrons) que estão sendo compartilhados entre os átomos. A ligação covalente será descrita com mais detalhes no capítulo 4. Por enquanto, é importante lembrar que os íons poliatômicos se movem juntos como uma única unidade porque os átomos que compartilham elétrons devem ficar próximos uns dos outros. As ligações iônicas são indicadas com os símbolos (+) e (-). Para o fosfato de magnésio, há um total de 6 ligações iônicas que são formadas.

Outro exemplo estranho é o cloreto de mercúrio (I). Este é uma exceção às nossas regras normais de vínculo. Você poderia prever com base nas possibilidades de carga que o cloreto de mercúrio (I) deve ter a fórmula química de HgCl, já que o íon cloreto tem uma carga de -1 e o mercúrio (I) é indicado como tendo uma carga de +1. No entanto, neste caso único, esta fórmula está incorreta. O mercúrio é incomum porque seu estado de oxidação ionizado, mercúrio (I), é encontrado como um cátion dimérico, Hg2 2+, onde dois átomos de mercúrio estão na verdade ligados covalentemente um ao outro como um íon poliatômico. Cada átomo de mercúrio dentro do par ligado tem um estado de carga de +1. Isso dá ao íon geral um estado +2, conforme mostrado abaixo:

Infelizmente, esse íon poliatômico não tem um nome exclusivo que o distinga dos cátions monoatômicos normais. Portanto, você precisará se lembrar desse membro único. A fórmula química final do cloreto de mercúrio (I) precisa de 2 íons cloreto para completar a estrutura, para uma fórmula química mínima de Hg2Cl2.

Embora o cloreto de mercúrio (I) seja raramente encontrado na natureza, durante os séculos 18 e 19, conhecido como calomelano, era comumente usado como medicamento para tratar doenças infecciosas como a sífilis e a febre amarela. Também era usado como um tônico geral para fazer os pacientes regurgitar e liberar seu corpo de & # 8216 impurezas & # 8217. Calomel teve efeitos colaterais extremos e toxicidade durante seu uso médico, causando perda de cabelo e dentes. Na verdade, o calomelano também era um ingrediente comum na dentição em pó na Grã-Bretanha até 1954, causando envenenamento generalizado por mercúrio na forma de doença rosa, que na época tinha uma taxa de mortalidade de 1 em 10. Uma vez que a causa da doença rosa foi associada com a toxicidade do mercúrio, a substância foi removida desses pós. Nos Estados Unidos, seu uso diminuiu no final de 1800 & # 8217 com a descoberta de tratamentos mais eficazes, como a descoberta da penicilina no final do século 19 por Alexander Flemming.

Abraham Lincoln e “Blue Mass”

A “massa azul”, um medicamento que consistia em mercúrio elementar com vários aditivos, era comumente usada para todos os tipos de reclamações na época da Guerra Civil nos Estados Unidos. Embora o mercúrio fosse uma toxina conhecida, era uma característica proeminente no tratamento médico da “hipocondria”, uma condição que pode ter incluído vários problemas que agora entendemos como transtornos de humor, junto com problemas do sistema digestivo. Abraham Lincoln era conhecido por apresentar os sintomas de hipocondria e ele tomou a medicação de massa azul. Curiosamente, ele era conhecido por amigos e conhecidos por sofrer de insônia e humor errático, e há algumas evidências de que ele apresentava anormalidades neurológicas adicionais. Estes são sintomas de envenenamento por mercúrio. Dentro do corpo, o mercúrio elementar, que não tem carga, é oxidado à sua forma mercúrica (Hg 2+), que tem carga +2. Esta forma de mercúrio é devastadora para muitos sistemas do corpo, causando disfunções que podem ter sido responsáveis ​​pelos sintomas de Abraham Lincoln. Seu tratamento pode ter sido mais prejudicial do que os problemas para os quais se destinava, devido à falta de compreensão da medicina.

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4.7 Nomeando Íons Poliatômicos

Os íons poliatômicos têm nomes especiais, conforme observado na Tabela 4.1. Muitos deles contêm oxigênio e são chamados de oxiânions. Quando existe apenas um oxiânion para um elemento, a finalização do elemento primário recebe a finalização & # 8216-ate & # 8217. Por exemplo, o oxiânion de carbono é chamado de carbonato (CO3 2-). No entanto, quando diferentes oxiânions existem usando o mesmo elemento, mas têm um número diferente de átomos de oxigênio, prefixos e sufixos são usados ​​para diferenciá-los. Por exemplo, se dois oxiênios existirem, aquele com o menor número de oxigênios receberá a finalização & # 8216-ite & # 8217 e aquele com mais oxigênios receberá a finalização & # 8216-ate & # 8217. Oxianions de nitrogênio e enxofre são um bom exemplo:

Às vezes, pode haver três ou quatro oxiânions. Neste caso, o prefixo & # 8216hypo - & # 8216 será usado para indicar um oxigênio a menos do que a forma & # 8216-ite & # 8217. Quando existem quatro oxiaions, há também um prefixo & # 8216per - & # 8216, significando mais um oxigênio que o & # 8216-ate & # 8217 forma. A família de íons cloro é um excelente exemplo de onde esses prefixos são necessários.

ClO & # 8211 é chamado de hipoclorito

ClO4 & # 8211 é chamado de perclorato

Ocasionalmente, você verá um bi& # 8211 prefixo. Este é um prefixo mais antigo, significa que o composto pode absorver e perder um próton (H +). A nomenclatura IUPAC usará hidrogênio no nome, enquanto a nomenclatura mais antiga usa o bi-prefixo. Em ambos os casos, o oxiânion terá um hidrogênio, diminuindo sua carga em um. Por exemplo, existe carbonato (CO3 2-) e hidrogenocarbonato (HCO3 & # 8211). Você também pode ver o carbonato de hidrogênio conhecido como bicarbonato.

Um último prefixo que você pode encontrar é tio-. Isso significa que um oxigênio foi substituído por um enxofre dentro do oxiânion. O cianato é OCN & # 8211 e o tiocianato é SCN & # 8211.

Nomear compostos iônicos que contêm íons poliatômicos é feito exatamente da mesma maneira que com outros compostos iônicos binários. O nome do cátion vem primeiro (usando algarismos romanos quando necessário) seguido pelo nome do ânion. Consulte a Tabela 4.1 para determinar os nomes corretos para os íons poliatômicos.

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4.8 Propriedades e tipos de compostos iônicos

Os compostos iônicos são mantidos juntos pelas forças eletrostáticas criadas pela atração dos cátions carregados positivamente e dos ânions carregados negativamente. Estes podem ser íons simples, como o sódio (Na +) e cloreto (Cl -) no cloreto de sódio, ou espécies poliatômicas, como o amônio (NH4 +) e carbonato (CO3 2-) íons em carbonato de amônio. Os íons individuais dentro de um composto iônico geralmente têm vários vizinhos mais próximos, portanto, não são considerados parte de moléculas individuais, mas sim como parte de uma rede ou rede tridimensional contínua, geralmente em uma estrutura cristalina. A Figura 4.8 mostra a estrutura do cloreto de sódio (NaCl)

Figura 4.8 Crystal Lattice. (A) A estrutura cristalina do cloreto de sódio, NaCl, um composto iônico típico. As esferas roxas representam cátions de sódio, Na +, e as esferas verdes representam ânions cloreto, Cl−. (B) Halite, a forma mineral do cloreto de sódio, forma-se quando a água salgada evapora deixando os íons para trás.

Fonte: (A) Benjah-bmm27 (2010). (B) Lavisky, R. (2010) Ambos (A) e (B) Disponível em: https://en.wikipedia.org/wiki/Ionic_compound

Os compostos iônicos contendo íons de hidrogênio (H +) são classificados como ácidos, e aqueles que contêm íons hidróxido (OH -) ou óxido (O 2−) são classificados como bases. Todos os outros compostos iônicos sem esses íons são conhecidos como sais. Os compostos iônicos normalmente têm pontos de fusão e ebulição altos e são duros e quebradiços. Como sólidos, eles são mais frequentemente eletricamente isolantes, mas quando derretidos ou dissolvidos eles se tornam altamente condutores, porque os íons são mobilizados. Quando os íons são mobilizados em solução, eles são referidos como eletrólitos, devido à sua capacidade de conduzir eletricidade.

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4.9 Ácidos e bases de Arrhenius

Os íons H + e OH & # 8211 são os principais participantes da química ácido-base, de acordo com as definições de Arrhenius para ácidos e bases. Arrhenius definiu um ácido como um composto que aumenta a concentração de cátions de hidrogênio (H +) em solução aquosa. Muitos ácidos são compostos simples que liberam um cátion de hidrogênio na solução quando se dissolvem e podem ser reconhecidos como compostos iônicos que contêm H + como o cátion. Da mesma forma, Arrhenius definiu um base como um composto que aumenta a concentração de íons hidróxido (OH -) em solução aquosa. Muitas bases são compostos iônicos que têm o íon hidróxido como ânion, que é liberado quando a base se dissolve na água.

As bases de Arrhenius são nomeadas de acordo com a nomenclatura iônica padrão, com as bases mais fortes sendo os hidróxidos dos metais alcalinos e os metais alcalino-terrosos mais pesados. Espera-se que você reconheça bases fortes.

Os ácidos de Arrhenius possuem um sistema de nomenclatura um pouco mais complexo, pois suas estruturas podem incluir tanto compostos binários quanto ânions poliatômicos. Ao nomear ácidos de compostos binários, o prefixo & # 8216hidro - & # 8216 é usado para representar o cátion H +, e o sufixo & # 8216-ic & # 8217 ácido é usado para indicar que é uma forma ácida. O nome do elemento do ânion pode ser usado diretamente, como é o caso de H2S conhecido como ácido hidrossulfúrico, ou mais comumente, o ânion é modificado eliminando o & # 8216-ine & # 8217, & # 8216-ous & # 8217 ou & # 8216-ogen & # 8217 terminando antes de substituir pelo sufixo & # 8216- ácido icico & # 8217, como é o caso do HCl, que é conhecido como ácido clorídrico, H3P que é conhecido como ácido hidrofosfórico e H3N que é conhecido como ácido hidronítrico.

Se um ácido contém um íon poliatômico, nenhum prefixo inicial é usado para indicar o cátion H +. Isso está implícito no nome. Para ânions poliatômicos que terminam com o sufixo & # 8216-ate & # 8217, o ácido é denominado como o [nome do ânion] + o sufixo & # 8216-ic acid & # 8217. Por exemplo, quando o íon sulfato (SO4 2-) é complexado com H + como o cátion, a fórmula geral será H2ASSIM4 e o ácido resultante será denominado ácido sulfúrico. A eliminação do prefixo distingue os ácidos poliatômicos dos ácidos binários, neste caso o ácido sulfúrico (H2ASSIM4) é distinto do ácido hidrossulfúrico (H2S). Se um ânion poliatômico tiver a terminação & # 8216-ite & # 8217, o nome do ácido será escrito como [nome do ânion] + o sufixo & # 8216-ous acid & # 8217. Por exemplo HNO2 seria ácido nitroso, e HNO3 seria ácido nítrico. Os prefixos & # 8216hypo - & # 8216 e & # 8216per - & # 8216 também são mantidos na nomenclatura ácida para elementos que têm muitos estados de oxiânion. Por exemplo, os oxiânions contendo cloro podem formar os seguintes ácidos:

Estes são todos distintos do ácido binário contendo cloro:

Ácidos fortes são aqueles que se dissociam completamente em suas formas iônicas em solução. A tabela a seguir lista os ácidos fortes comuns com os quais você precisa se familiarizar.

Teste a si mesmo: mais compostos de nomeação de prática

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4.10 Íons, Neurônios e Potenciais de Ações

Dentro dos sistemas biológicos, os íons desempenham muitos papéis importantes, incluindo a contração muscular, o metabolismo celular e a produção de energia ATP, mas talvez um dos papéis mais importantes seja no funcionamento do cérebro. O cérebro é um órgão extremamente complexo composto por trilhões de células minúsculas chamadas neurônios. Um neurônio, também conhecido como célula nervosa, é uma célula eletricamente excitável que recebe, processa e transmite informações por meio de sinais elétricos e químicos. Esses sinais entre os neurônios ocorrem por meio de conexões especializadas chamadas sinapses. Os neurônios podem se conectar uns aos outros para formar caminhos neurais e circuitos neurais que podem ser bastante complicados. Os neurônios são os componentes primários do sistema nervoso central, que inclui o cérebro e a medula espinhal, e do sistema nervoso periférico, que compreende o sistema nervoso autônomo e o sistema nervoso somático.

Existem muitos tipos de neurônios especializados que podem ser classificados por forma, localização ou função (Fig. 4.9). Os neurônios sensoriais respondem a um determinado tipo de estímulo, como toque, som ou luz e todos os outros estímulos que afetam as células dos órgãos sensoriais, e os convertem em um sinal elétrico por meio de transdução, que é então enviado para a medula espinhal ou cérebro. Os neurônios motores recebem sinais do cérebro e da medula espinhal para controlar tudo, desde as contrações musculares até a produção glandular. Os interneurônios conectam neurônios a outros neurônios na mesma região do cérebro ou da medula espinhal em redes neurais.

Figura 4.9 Exemplos de diferentes tipos de neurônios. (a) Os neurônios piramidais encontrados no córtex cerebral são uma célula multipolar com um corpo celular que tem a forma de uma pirâmide. (b) A célula de Purkinje no cerebelo foi nomeada em homenagem ao cientista que a descreveu originalmente. (c) Os neurônios olfatórios são nomeados por sua função no sentido do olfato.

Um neurônio típico consiste em um corpo celular (soma), dendritos e um axônio (Fig 4.10). O termo neurito é usado para descrever um dendrito ou um axônio, particularmente em seu estágio indiferenciado. Os dendritos são estruturas delgadas que surgem do corpo celular, frequentemente se estendendo por centenas de micrômetros e ramificando-se várias vezes, dando origem a uma complexa & # 8220 árvore dendrítica & # 8221. Um axônio (também chamado de fibra nervosa) é uma extensão (processo) celular especial que surge do corpo celular em um local chamado outeirinho do axônio e viaja por uma distância de até 1 metro em humanos ou até mais em outras espécies. A maioria dos neurônios recebe sinais por meio dos dendritos e envia sinais pelo axônio. Para que um potencial de ação seja enviado pelo axônio, um sinal de limiar deve ser recebido pelos dendritos e transmitido ao outeiro do axônio. Se o sinal for forte o suficiente quando atingir o outeiro do axônio, um único potencial de ação tudo ou nada será enviado pelo axônio, causando a liberação de neurotransmissores na fenda sináptica, conforme ilustrado na Figura 4.11.

Figura 4.10 Anatomia de um neurônio. Representado no diagrama está o neurônio com o corpo celular central (soma) e as projeções típicas de dendritos e axônios. Os dendritos de um neurônio são normalmente onde os sinais externos são recebidos e o axônio é usado para transmitir o sinal químico para as células-alvo a jusante na via de comunicação. Figura adaptada da Wikimedia

Figura 4.11 Sinalização neuronal. Este diagrama descreve a comunicação célula-célula entre os neurônios após o disparo de um potencial de ação ao longo do axônio de um neurônio pré-sináptico. No terminal do axônio, vesículas secretoras contendo neurotransmissores, como serotonina e dopamina, são liberadas na fenda sináptica, onde podem interagir com receptores no dendrito ou soma do neurônio pós-sináptico. Figura fornecida pela Wikimedia.

Numerosos axônios são frequentemente agrupados em fascículos que constituem os nervos do sistema nervoso periférico (como fios de arame constituem cabos). Os feixes de axônios no sistema nervoso central são chamados de tratos. O corpo celular de um neurônio freqüentemente dá origem a múltiplos dendritos, mas nunca a mais de um axônio, embora o axônio possa ramificar-se centenas de vezes antes de terminar. Na maioria das sinapses, os sinais são enviados do axônio de um neurônio para o dendrito de outro. Existem, no entanto, muitas exceções a essas regras: por exemplo, os neurônios podem não ter dendritos ou não ter axônio, e as sinapses podem conectar um axônio a outro axônio ou um dendrito a outro dendrito.

Para se tornar uma célula excitável que pode transmitir um sinal elétrico, os neurônios geram um potencial de repouso negativo dentro de suas células. Isso é realizado sequestrando cátions e ânions em diferentes concentrações dentro da célula (intracelular) ou fora da célula (extracelular). Isso deixa o interior do neurônio com um potencial de repouso de -70 mV. Assim, diz-se que a célula está polarizada ou carregada negativamente. O neurônio é capaz de gerar esse potencial negativo de repouso em grande parte pelo uso da proteína ATPase de sódio (Na +) / potássio (K +). Essa proteína está embutida na membrana plasmática de todos os neurônios, onde funciona como uma bomba. As bombas de proteínas usam energia para bombear fisicamente as moléculas através da membrana plasmática contra seu gradiente de concentração. A energia que está sendo usada para este processo é Trifosfato de Adenosina (ATP). Nesse caso, 3 íons de sódio são bombeados para fora da célula, enquanto 2 íons de potássio são bombeados para dentro da célula para cada molécula de ATP que é quebrada em difosfato de adenosina (ADP) (Figura 4.12). Isso cria um gradiente eletroquímico onde uma alta concentração de íons de sódio está fora da célula e uma alta concentração de íons de potássio está dentro da célula. Da mesma forma, os íons de cálcio se acumulam na parte externa do neurônio. O interior da célula também contém numerosos ânions orgânicos e ânions fosfato que causam o grande potencial negativo de repouso de -70 mV dentro da célula.

A bomba Na + / K + ATPase é amplamente expressa em todos os neurônios e trabalha constantemente para manter esse gradiente. Na verdade, este é um dos principais usos da energia dentro do corpo, consumindo quase 20% da energia total do corpo todos os dias. A formação desse gradiente de concentração permite que os neurônios enviem impulsos elétricos pelo axônio da célula e se comuniquem com as células-alvo a jusante. Isso torna possível pensar, mover nossos músculos e sentir o mundo exterior por meio do tato, da visão, da audição e do olfato.

Figura 4.12. A bomba de sódio-potássio ATPase. A bomba de Na + / K + ATPase usa a energia do ATP para bombear 3 Na + para fora da célula e 2 K + para dentro da célula. Este gradiente permite que os neurônios mantenham um potencial elétrico de repouso de -70 mV dentro da célula.

Para gerar um potencial de ação, um neurônio precisa de uma onda de corrente positiva para fluir pelo axônio. Quando atinge o terminal do axônio, é um sinal de que neurotransmissores, como dopamina, serotonina ou glutamato devem ser liberados na fenda sináptica (Fig. 4.11). Esses pequenos mensageiros químicos são usados ​​para se comunicar com o neurônio ou célula muscular a jusante . Dentro do neurônio, os canais iônicos desempenham um papel importante na geração do potencial de ação. Os canais iônicos são proteínas embutidas na membrana plasmática do neurônio que formam um poro grande o suficiente para a passagem de íons específicos. Os canais de íons não usam energia e só podem permitir que os íons fluam para baixo em seu gradiente de concentração de uma área de maior concentração para uma área de menor concentração por meio de um processo chamado difusão facilitada.

Dois tipos de canais iônicos importantes para gerar um potencial de ação são os canais ativados por receptor / ligante e os canais dependentes de voltagem. Para o canal ativado por receptor / ligante, uma pequena molécula que atua como um mensageiro químico (também chamada de ligante), se liga ao receptor e causa uma mudança conformacional que abre o canal iônico (Fig. 4.13). Normalmente, esses tipos de receptores são encontrados no dendrito do neurônio receptor, onde se ligam aos neurotransmissores. Uma vez ligado a um neurotransmissor, o receptor abre um canal de cálcio, permitindo que os íons de cálcio fluam rapidamente para a célula, tornando a área local menos negativa no interior. Quando a carga dentro do neurônio se aproxima de zero (ou mais neutra), isso é chamado de evento de despolarização.

Figura 4.13. Canais ativados por receptor / ligante. (A) Mostra um receptor na conformação fechada durante o estado de repouso do neurônio. Observe que os íons de cálcio estão em alta concentração fora da célula, enquanto as concentrações aumentadas de ânions dentro da célula criam um estado de repouso de -70 mV. (B) Quando os neurotransmissores são liberados do axônio para a sinapse, eles se ligam ao receptor, causando uma mudança conformacional no receptor que abre o canal de íons de cálcio. O Ca2 + flui para a célula em seu gradiente de concentração, causando despolarização localizada dentro da célula.

Esse evento de despolarização localizada, se forte o suficiente, pode ativar os canais de sódio dependentes de voltagem vizinhos (Fig. 4.14A). Esses canais são sensíveis ao estado de carga no neurônio e se abrirão quando a carga for reduzida na área local. Nesse momento, os canais de sódio dependentes de voltagem passarão por uma mudança estrutural que permite que os íons de sódio fluam rapidamente para dentro da célula, descendo seu gradiente de concentração. Isso fará com que o neurônio se despolarize e cause a abertura de outros canais de sódio dependentes de voltagem que estão próximos. Quando o estado de carga do neurônio ultrapassa o neutro e se torna positivo no interior (aproximadamente +30 mV), os canais de sódio dependentes de voltagem passam por outra mudança conformacional, fechando os canais e interrompendo o influxo de íons de sódio. Nesse ponto, os canais de potássio dependentes de voltagem são ativados, permitindo que íons de potássio fluam para fora da célula descendo seu gradiente de concentração (Fig. 4.14B).

Figura 4.14 Canais de íons controlados por tensão. (A) Os canais de sódio controlados por voltagem são fechados quando o neurônio está no estado de repouso. Após a estimulação do neurotransmissor, a despolarização celular faz com que os canais de sódio dependentes de voltagem sofram uma mudança conformacional, abrindo o canal de sódio e permitindo o influxo de Na + para a célula. Quando a carga celular se torna positiva (aproximadamente +30 mV), os canais de Na + dependentes de voltagem se fecham devido a uma mudança adicional de conformação e entram em um período refratário onde não podem ser reativados. A redução do estado de carga dentro do neurônio para -70 mV restaura a conformação da proteína ao estado de repouso. (B) O canal de potássio controlado por voltagem é fechado durante o estado de repouso do neurônio e não é ativado até que a polaridade da célula mude para aproximadamente +30 mV. Após a ativação, os íons de potássio saem da célula, descem seu gradiente de concentração e restauram o potencial de repouso do neurônio para -70 mV.

A abertura dos canais de potássio dependentes de voltagem restaura o potencial negativo de repouso do neurônio. No entanto, os gradientes de íons estão desequilibrados neste período de tempo com altos níveis de sódio dentro da célula e altos níveis de potássio fora da célula. Isso cria um período refratário absoluto onde o neurônio não pode ser reativado. Depois que os canais de potássio se fecham e o potencial negativo do neurônio é restaurado, o neurônio entra em um período refratário relativo, onde um novo potencial de ação é inibido, mas não impossível de ser eliciado. Durante esse tempo, a bomba Na + / K + ATPase restaura o gradiente de íons, de modo que o sódio é bombeado para fora da célula e o potássio é bombeado de volta para a célula. Nesse ponto, o neurônio é reiniciado e fica totalmente sensível a receber outro sinal. Isso pode ser representado graficamente em termos de voltagem ao longo do tempo, onde o evento de despolarização do potencial de ação pode ser correlacionado com a abertura e o fechamento dos canais de íons específicos (Fig 4.15). Todo o potencial de ação pode ser realizado em 4-5 milissegundos (mS) .

Figura 4.15 Representação gráfica de um potencial de ação. O potencial de estado de repouso de um neurônio é -70 mV. Um potencial de ação é propagado por um axônio quando um limiar de -55 mV atinge o outeiro do axônio. Isso causa a abertura dos canais de sódio dependentes de voltagem ao longo do axônio e a liberação do neurotransmissor do terminal do axônio. Os canais de sódio dependentes de voltagem se fecham e se tornam refratários quando a reação do potencial da célula +30 mV. Isso também resulta na abertura dos canais de potássio dependentes de voltagem, que restabelecem o potencial de estado de repouso do neurônio. A bomba de Na + / K + ATPase restaura os gradientes de Na + e K + dentro do neurônio durante o período refratário relativo e permite que o neurônio reinicie totalmente e dispare outro potencial de ação.

O período refratário em um local no neurônio, também permite o movimento direcional do evento de despolarização dos dendritos do neurônio e através do corpo celular. Se o sinal for forte o suficiente para despolarizar o neurônio a um estado de -55 mV quando atingir o outeiro do axônio, isso irá gerar um potencial de ação que será enviado para o axônio do neurônio. Esta é uma etapa comprometida pelo neurônio que causará a liberação de neurotransmissores na fenda sináptica, sinalizando a ativação do neurônio a jusante ou da célula-alvo.

Observe que esses são apenas dois exemplos de como os canais iônicos podem ser regulados. Alguns canais iônicos também podem ser ativados pelo movimento físico da célula, como as células ciliadas localizadas no ouvido interno, ou por outras alterações químicas, como a fosforilação. Alguns canais iônicos estão vazando e estão abertos o tempo todo, permitindo o movimento lento e contínuo dos íons através da membrana. Isso mantém a pressão osmótica sob controle e não permite que ela suba a níveis perigosos, semelhante a ter a válvula de descarga em sua banheira, para que a água não fique muito alta e transborde da banheira.

Tutorial em vídeo sobre o potencial de ação

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4.11 Resumo do Capítulo

Se um átomo ganhou um ou mais elétrons, ele é carregado negativamente e é chamado de ânion. Se um átomo perdeu um ou mais elétrons, ele é carregado positivamente e é chamado de cátion. Os metais geralmente formam cátions, enquanto os não metais geralmente formam ânions. Porque cargas opostas se atraem (enquanto cargas semelhantes se repelem), esses íons com cargas opostas se atraem, formando ligações ionicas. Os compostos resultantes são chamados compostos iónicos. Os compostos iônicos mais simples são compostos iônicos binários ou aqueles que contêm apenas dois átomos, um atuando como o cátion e outro atuando como o ânion.

A tendência de um átomo em direção a uma configuração na qual possui oito elétrons de valência é chamada de "Regra do octeto." O termo isoeletrônico refere-se a um átomo e um íon de um átomo diferente (ou dois íons diferentes) que têm a mesma configuração eletrônica. Os cátions perdem elétrons para se tornarem isoeletrônicos com o gás nobre da linha anterior (ponto) da tabela. Os ânions ganham elétrons para se tornarem isoeletrônicos com o gás nobre na mesma linha do ânion. A tabela periódica pode ser usada para prever estados de íons comuns para os elementos

Durante a formação da ligação iônica, os diagramas de pontos do elétron podem ser usados ​​para ilustrar os movimentos do elétron. Os compostos iônicos estáveis ​​têm um estado de carga balanceado, de modo que a carga da molécula geral é zero. Ao escrever fórmulas químicas, o cátion é sempre o primeiro e o ânion é sempre o último. As fórmulas químicas estáveis ​​devem ser escritas de forma que o composto geral tenha uma carga neutra (ou seja, a carga positiva total = a carga negativa total). Os subscritos são usados ​​para mostrar quantos átomos estão presentes em uma fórmula iônica. As fórmulas químicas são sempre reduzidas para mostrar o menor número de cada cátion e ânion necessário para a formação de um único composto.

Os cátions são nomeados usando o nome do elemento seguido pela palavra & # 8216ion & # 8217. Os numerais romanos são adicionados após o nome do elemento se um cátion tiver mais de uma forma iônica. Os ânions são nomeados eliminando a última parte do nome do elemento e substituindo-o pelo sufixo & # 8216-ide & # 8217 seguido pela palavra & # 8216ion & # 8217. Ao nomear um composto iônico, o nome do cátion, incluindo os algarismos romanos quando necessário, é colocado primeiro, seguido pelo nome do ânion. Íons poliatômicos são íons que se formam a partir de vários átomos ligados covalentemente. Os íons poliatômicos se comportam como um único grupo quando participam da ligação iônica. Nomear compostos iônicos que contêm íons poliatômicos é feito exatamente da mesma maneira que com outros compostos iônicos binários. O nome do cátion vem primeiro (usando algarismos romanos quando necessário) seguido pelo nome do ânion.

Os compostos iônicos sólidos normalmente formam uma rede ou rede tridimensional contínua, geralmente em uma estrutura cristalina, em vez de moléculas individuais. Os compostos iônicos normalmente têm pontos de fusão e ebulição altos e são duros e quebradiços. Como sólidos, eles são mais frequentemente eletricamente isolantes, mas quando derretidos ou dissolvidos eles se tornam altamente condutores, porque os íons são mobilizados. Os íons mobilizados em solução são chamados eletrólitos.

Usando as definições de Arrhenius, os compostos iônicos contendo íons hidrogênio (H +) são classificados como ácidos, e aqueles que contêm íons hidróxido (OH -) ou óxido (O 2−) são classificados como bases. Todos os outros compostos iônicos sem esses íons são conhecidos como sais. A nomenclatura de sais e compostos iônicos básicos segue as regras de nomenclatura iônica padrão. Ao nomear ácidos de compostos binários, o prefixo & # 8216hidro - & # 8216 é usado para representar o cátion H +, e o sufixo & # 8216-ic & # 8217 ácido é usado para indicar que é uma forma ácida. Se um ácido contém um íon poliatômico, nenhum prefixo inicial é usado para indicar o cátion H +. Isso está implícito no nome. Para ânions poliatômicos que terminam com o sufixo & # 8216-ate & # 8217, o ácido é denominado como [nome do ânion] + o sufixo & # 8216-ic acid & # 8217. Se um ânion poliatômico tiver a terminação & # 8216-ite & # 8217, o nome do ácido será escrito como [nome do ânion] + o sufixo & # 8216-ous acid & # 8217. Os prefixos & # 8216hypo - & # 8216 e & # 8216per - & # 8216 também são mantidos na nomenclatura ácida para elementos que têm muitos estados de oxiânion.

Neurônios são células eletricamente excitáveis ​​que usam gradientes de íons para gerar impulsos nervosos chamados potenciais de ação. Gradientes de íons são configurados dentro do neurônio por meio do uso de bombas de íons, como a proteína Na + / K + ATPase. Bombas de íons usam energia para transportar íons através da membrana celular contra seu gradiente de concentração. Isso configura um potencial de membrana em repouso dentro do neurônio de -70 mV e uma condição em que Na + está em alta concentração fora da célula e K + em alta concentração dentro da célula. Proteínas do canal iônico usar difusão facilitada para transportar íons através da membrana plasmática para baixo em seu gradiente de concentração. Canais de íon receptor / ligante nos dendritos do neurônio ligam-se aos neurotransmissores e causam a despolarização da região localizada. Canais de sódio dependentes de voltagem são ativados, permitindo que o Na + flua para dentro da célula e cause mais despolarização. Se a célula for despolarizada para -55 mV no outeirinho do axônio, o potencial de ação será gerado no axônio e os neurotransmissores serão liberados pelo neurônio. O potencial de repouso do neurônio é reiniciado pela abertura dos canais de potássio dependentes de voltagem. A bomba Na + / K + ATPase é então utilizada para redefinir os gradientes de íons para preparar o neurônio para outro evento de sinalização. Todo o processo leva aproximadamente 4-5 milissegundos. No geral, a sinalização neural em humanos usa aproximadamente 20% do consumo total de energia.


Por que os átomos ganham ou perdem elétrons?

Íons são formados quando átomos perder ou ganhar elétrons a fim de cumprir a regra do octeto e ter valência externa completa elétron cartuchos. Quando eles perdem elétrons, eles se tornam carregados positivamente e são chamados de cátions. Quando eles ganhar elétrons, eles têm carga negativa e são chamados de ânions.

Saiba também, por que os átomos ganham ou perdem elétrons de valência? Ânions. Algum átomos tem quase oito elétrons em seu valência concha e lata ganho adicional elétrons de valência até que tenham um octeto. Quando estes átomos ganham elétrons, eles adquirem uma carga negativa porque agora possuem mais elétrons do que prótons. Os íons carregados negativamente são chamados de ânions.

Da mesma forma, como os átomos ganham e perdem elétrons?

Quando átomos perdem ou ganhar elétrons, eles se tornam o que são chamados de íons. Perda de elétrons deixa um átomo com uma carga positiva líquida, e o átomo é chamado de cátion. Ganho do elétrons deixa um átomo com uma carga líquida negativa, e o átomo é chamado de ânion.

Por que os átomos ganham ou perdem questionários de elétrons?

átomos compartilhado ,ganhar ou perder elétrons quando as ligações químicas se formam. ligações iônicas se formam quando elétrons são transferido de um átomo para outro átomo. íons de diferentes elementos posso combinar formando ligações iônicas. íons positivos e íons negativos amp se formam quando átomo s perder ou ganhar elétrons.


Ligação Iônica ou Ligação Eletrovalente

A força eletrostática de atração entre os íons com carga oposta é chamada de ligação iônica ou ligação eletrovalente.

Essa ligação é formada entre dois átomos cuja diferença de eletronegatividade é grande e eles podem atingir octetos pela transferência completa de um ou mais elétrons de um átomo para outro. O átomo que perde elétrons é chamado de elemento eletropositivo e, perdendo elétron, forma um íon positivo chamado cátion. O átomo que adquire elétrons é denominado elemento eletronegativo e, aceitando o elétron, forma um íon negativo denominado ânion. Geralmente, os metais são eletropositivos e os não-metais são eletronegativos. Assim, uma ligação iônica é formada entre o átomo metálico e o não metálico. Os íons formados com cargas opostas são unidos pela atração eletrostática entre eles.

Assim, uma ligação iônica ou eletrovalente é definida como uma ligação entre dois átomos é a força eletrostática de atração que mantém juntos os íons de átomos combinados formados pela transferência completa de um ou mais elétrons do átomo eletropositivo para o eletronegativo.

Exemplos de ligação iônica:

Formação de cloreto de sódio (NaCl)

A configuração eletrônica do sódio Na (Z = 11) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ie (2, 8, 1) enquanto que a do cloro Cl (Z = 17) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ie ( 2, 8, 7). O sódio tem um elétron em sua camada de valência. Pode adquirir configuração estável (2, 8) do gás inerte mais próximo (Ne) ao perder um elétron e formar um íon positivo (cátion) de sódio. O cloro possui 7 elétrons em sua camada de valência. Pode adquirir configuração estável (2, 8, 8) do gás inerte mais próximo (Ar) ganhando um elétron (perdido pelo sódio) e formando um íon negativo (ânion) de cloro.

O íon positivo do sódio e o íon negativo do cloro se unem por uma forte força de atração eletrostática. Sua representação é [Na +] [Cl & # 8211]

Formação de cloreto de cálcio (CaCl2):

A configuração eletrônica do sódio Ca (Z = 20) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3 4s 2 ou seja (2, 8, 8, 2) enquanto a do cloro Cl (Z = 17) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 ie (2, 8, 7). O cálcio possui dois elétrons em sua camada de valência. Pode adquirir configuração estável (2, 8, 8) do gás inerte mais próximo (Ar) perdendo dois elétrons e formando um íon positivo (cátion) de cálcio com carga positiva de duas unidades. O cloro possui 7 elétrons em sua camada de valência. Ele pode adquirir configuração estável (2, 8, 8) do gás inerte mais próximo (Ar) ganhando um elétron (perdido pelo cálcio) e formando um íon negativo (ânion) de cloro. Dois elétrons perdidos pelo cálcio são adquiridos por dois átomos de cloro.

O íon positivo do cálcio e dois íons negativos do cloro se unem por uma forte força de atração eletrostática. Sua representação é [Cu 2+] [Cl & # 8211]2

Formação de óxido de lítio (Li2O):

A configuração eletrônica do lítio Li (Z = 3) é 1s 2 2s 1, ou seja, (2, 1), enquanto a do oxigênio O (Z = 8) é 1s 2 2s 2 2p 4, ou seja, (2, 6). O lítio possui um elétron em sua camada de valência. Ele pode adquirir a configuração estável (2) do gás inerte mais próximo (He) ao perder um elétron e formar um íon positivo (cátion) de lítio com carga positiva unitária. O oxigênio tem 6 elétrons em sua camada de valência. Ele pode adquirir configuração estável (2, 8) do gás inerte mais próximo (Ne) ganhando dois elétrons (um perdido por dois átomos de lítio) e formando um íon negativo (ânion) de oxigênio com duas cargas negativas. Dois elétrons perdidos por dois átomos de lítio são adquiridos por um átomo de oxigênio.

Dois íons positivos de lítio e um íon negativo de oxigênio se unem por uma forte força de atração eletrostática. Sua representação é [Li +]2[O 2-]

Formação de óxido de magnésio (MgO):

A configuração eletrônica do magnésio Mg (Z = 12) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 ou seja (2, 8, 2), enquanto a do oxigênio O (Z = 8) é 1s 2 2s 2 2p 4 ou seja (2, 6) . O magnésio possui dois elétrons em sua camada de valência. Pode adquirir configuração estável (2, 8) do gás inerte mais próximo (Ne) perdendo dois elétrons e formando um íon positivo (cátion) de magnésio com carga positiva de duas unidades. O oxigênio tem 6 elétrons em sua camada de valência. Ele pode adquirir configuração estável (2, 8) do gás inerte mais próximo (Ne) ganhando dois elétrons (perdidos pelo átomo de magnésio) e formando um íon negativo (ânion) de oxigênio com duas cargas negativas. Dois elétrons perdidos pelo átomo de magnésio são adquiridos pelo átomo de oxigênio.

Um íon positivo de magnésio e um íon negativo de oxigênio se unem por uma forte força de atração eletrostática. Sua representação é [Mg 2+] [O 2-]

Formação de óxido de magnésio (Na2S):

A configuração eletrônica do sódio Na (Z = 11) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ie (2, 8, 1) enquanto que a do enxofre Cl (Z = 16) é 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 ie ( 2, 8, 6). O sódio tem um elétron em sua camada de valência. Pode adquirir configuração estável (2, 8) do gás inerte mais próximo (Ne) ao perder um elétron e formar um íon positivo (cátion) de sódio. O enxofre possui 6 elétrons em sua camada de valência. Pode adquirir configuração estável (2, 8, 8) do gás inerte mais próximo (Ar) ganhando dois elétrons (perdidos por dois átomos de sódio) e formando um íon negativo (ânion) de enxofre. Dois elétrons perdidos por dois átomos de sódio são adquiridos por um átomo de enxofre.

Dois íons positivos de sódio e um íon negativo de enxofre se unem por uma forte força de atração eletrostática. Sua representação é [Na +]2[S 2-]

Ligação Iônica e Tabela Periódica:

Eletronegatividades de elementos da tabela periódica

O número de elétrons que um átomo ganha ou perde durante a formação de uma ligação iônica é chamado de eletrovalência. Assim, a eletrovalência é igual ao número de elétrons perdidos pelo átomo eletropositivo para formar o íon positivo e é igual ao número de elétrons ganhos pelo átomo eletronegativo para formar o íon negativo.

A tendência de um átomo de ganhar ou perder elétron depende de sua posição na tabela periódica. Os elementos dos grupos 1 e 2 são altamente eletropositivos e têm energias de ionização muito baixas. Assim, eles preferem formar íons positivos (cátions) perdendo elétrons. Os elementos do grupo 15, 16 e 17 são altamente eletronegativos e têm energias de ionização muito altas. Assim, eles preferem formar íons negativos (ânions) ganhando elétrons.

Se as valências elétricas de elementos combinados são conhecidas, então sua fórmula empírica pode ser escrita com muita facilidade. A eletrovalência do magnésio (Mg) é 2 e a do flúor (F) é a. Portanto, a fórmula do composto formado é MgF2.


Elementos nos Grupos 15,16 e 17, é mais fácil ganhar elétrons que perder eles. Por exemplo, oxigênio átomos ganho dois elétrons para formar íons O 2 & # 8211. Estes têm o mesmo elétron configuração como o gás nobre neon. Os elementos do Grupo 14 poderiam perder quatro, ou ganho quatro elétrons para conseguir uma estrutura de gás nobre.

Os metais tendem a perder elétrons e não metais tendem a ganhar elétrons, portanto, em reações envolvendo esses dois grupos, há transferência de elétrons do metal para o metalóide.


Assista o vídeo: Vorming van ionen = ionvorming. ionbinding (Outubro 2021).